pH i hverdagsløsninger: | |
Stof | ca. pH |
---|---|
Saltsyre (37 % m ) | −1.1 |
Saltsyre (1 mol / L) | 0 |
Syredrænning (DMA) | <1.0 |
Syre fra en akkumulator eller et batteri | <1.0 |
Mavesyre | 2.0 |
Citronsaft | 2.4 - 2.6 |
Cola | 2.5 |
Mad eddike (6 til 8%) | 2,5 - 2,9 |
Appelsin eller æblejuice | 3.5 |
Vin | 4.0 |
Øl | 4.5 |
Kaffe | 5.0 |
Te | 5.5 |
Syreregn | <5.6 |
Mælk | 6.5 |
Menneskelig spyt | 6.5 - 7.4 |
Rent vand | 7,0 |
Blod | 7.38 - 7.42 |
Havvand | 8.2 |
Sæbe | 9,0 - 10,3 |
Blege | 11.5 |
Citron | 12.5 |
Sodavand (1 mol / l) | 14.0 |
Soda (mættet) | 15,0 |
Den hydrogen potentiale , bemærkede pH , er et mål for den kemiske aktivitet af hydrons (også almindeligvis kaldet protoner eller hydrogenioner) i opløsning. Især i vandig opløsning er disse ioner til stede i form af hydroniumionen (den enkleste af oxoniumionerne ).
Oftere er pH et mål for surhedsgraden eller basiteten af en opløsning. Således i et vandigt medium ved 25 ° C :
I 1909 bemærkede den danske kemiker Søren Sørensen , som derefter arbejdede på Carlsberg- laboratoriet i København med virkningen af koncentrationerne af nogle få ioner på proteiner under ølfremstillingsprocesser, vigtigheden af brintioner og besluttede at introducere pH-konceptet . I artiklen, hvor pH-værdien hæves for første gang, Sørensen bruge notationen p H . I denne publikation giver han akronymet den latinske betydning Pondus Hydrogenii ("vægt af brint"); men i de rapporter om arbejde, som han skriver i Carlsberg-laboratoriet ved Københavns Universitet samme år, er p forkortelsen af det tyske ord potenz (potentiale), og H er symbolet på brint . Sørensen definerer derefter surhedsgraden i en opløsning som den decimale cologaritme af molkoncentrationen (udtrykt i mol pr. Liter ) af brintioner:
Princippet af et sådant pH-skalaen er accepteret af det videnskabelige samfund, især takket være den tyske kemiker Leonor Michaelis , der offentliggjorde i 1909 en bog om koncentrationen af hydroniumion (H 3 O + ). I 1924, efter introduktionen af begrebet aktivitet , offentliggjorde Sørensen en ny artikel, der specificerede, at pH var mere afhængig af aktivitet end af H + -koncentration . I mellemtiden er pH- notationen blevet vedtaget uden virkelig at vide, hvem der var initiativtager:
Efterfølgende bruges bogstavet "p" i flere notationer, der er sædvanlige i kemi, til at betegne cologaritmen: p K , pOH, pCl osv. Betydningen af akronymet "pH" er blevet tilpasset af hvert sprog. Således mener vi med pH "potentielt brint" på fransk, " Potenz Hydrogenen " på tysk, " potentielt brint " på engelsk eller " potencial hidrógeno " på spansk.
Begrebet surhedsgrad, der oprindeligt kun var kvalitativ, fik en kvantitativ karakter med bidrag fra Brønsted-Lowry-teorien og pH. Mens i begyndelsen af det XX th århundrede blev udelukkende brugt af pH-indikatorer til at retfærdiggøre den sure eller basiske karakter af en løsning, udviklingen i elektrokemi tillod IUPAC til at vende i 1990'erne til en ny definition af pH, så målingerne mere præcise.
Siden midten af XX th århundrede , den IUPAC officielt anerkendt definition af pH-Sørensen. Det bruges i skolens læseplaner (kandidatstudier) og ordbøger:
hvor en H (også bemærket a (H + ) eller {H + }) betegner aktiviteten af hydrogenioner H + , dimensioneløs. Selve pH-værdien er en dimensionsløs størrelse.
Denne formelle definition tillader ikke direkte målinger af pH eller endda beregninger. Det faktum, at pH afhænger af aktiviteten af hydrogenioner, betyder, at pH afhænger af flere andre faktorer, såsom indflydelsen af opløsningsmidlet. Det er dog muligt at opnå omtrentlige pH-værdier ved beregning ved hjælp af mere eller mindre nøjagtige definitioner af aktiviteten.
Den IUPAC dag indeholder en definition af pH fra en eksperimentel elektrokemisk metode. Det består i at bruge Nernst-forholdet i følgende elektrokemiske celle :
Referenceelektrode | Koncentreret KCl - opløsning Løsning X | H 2 | Pt (hydrogenelektrode)Ved hjælp af målinger af elektromotorisk kraft (bemærket fem eller fem) i cellen med en opløsning X og en referenceopløsning S opnår vi:
med:
pH (X): pH i den ukendte opløsning; pH (S): pH i tabelform for referenceopløsningen S; E X : emf af cellen med den ukendte opløsning X; E S : emf af cellen med referenceopløsningen S i stedet for opløsningen X; F = 96 485 C mol −1 : Faradays konstant ; R = 8.314 472 J mol −1 : universel konstant af ideelle gasser ; T : absolut temperatur i Kelvin . DemonstrationArbejdselektroden er faktisk en brintelektrode (se #Måling og indikatorer ). Vi betragter parret H + / H 2 .
Arbejdselektrodens elektrokemiske potentiale er givet af Nernst-forholdet :
Vel vidende, at standard potentiale af parret H + / H 2 er nul, ved konvention (reference), får vi:
derfor
Emk for den elektrokemiske celle er:
Lad os nu skelne mellem to emf, E X for en ukendt løsning, og E S for en kendt løsning S. Ved at trække dem har vi:
hvorfra
og endelig
Denne definition af pH blev standardiseret af ISO 31-8- standarden i 1992, derefter erstattet af ISO-IEC 80000 -9-standarden.
Da manipulationer relateret til pH i kemi oftest udføres i et vandigt medium, kan flere omtrentlige definitioner af pH i vandig opløsning bestemmes . Ved hjælp af to forskellige definitioner af kemisk aktivitet kan vi skrive de to sammenhænge nedenfor. De er gyldige i det begrænsede udvalg af vandige opløsninger med ionkoncentrationer mindre end 0,1 mol L -1 og hverken er for sure eller for basiske, det vil sige til en pH-værdi mellem 2 og 12 ca.
eller
γ H er aktivitetskoefficienten for H + -ioner , dimensionsløs [H + ] er den molære koncentration af H + -ioner i mol·L −1 C 0 = 1 mol L -1 er standardkoncentrationenog
eller
γ H er aktivitetskoefficienten for H + -ioner , dimensionsløs m H er molaliteten af H + -ioner i mol kg -1 m 0 = 1 mol kg -1 er standard molalitetenFor endnu lavere koncentrationer af ioner i opløsning kan aktiviteten af H + -ioner assimileres med deres koncentration (aktivitetskoefficienten har tendens til 1). Vi kan skrive:
Ved misbrug af skrift, er ikke homogen skriften, standardkoncentrationen C 0 er ofte udeladt for at forenkle notation. Dette forhold er det mest kendte og er det mest anvendte i gymnasiet.
For stærke syrer i vandig opløsning i koncentrationer større end 1 mol kg -1 er den foregående tilnærmelse ikke længere gyldig: det er nødvendigt at vende tilbage til definitionen, hvor aktiviteten af oxoniumionerne har tendens til 1, når koncentrationen stiger, enten en pH, der har tendens til .
Ligeledes for stærke baser i vandig opløsning i koncentrationer større end 1 mol kg −1 , har hydroxidionerne HO - en tendens til 1; men ved definitionen af K e , ionisk produkt af vand lig med 10 -14 ved 25 ° C , vi derfor ikke kan være mindre end K e , dvs. en pH, som tenderer mod 14, når den stærke base koncentrationen stiger.
Dette gælder kun, når opløsningsmidlet (her vand) forbliver meget dominerende sammenlignet med andre arter. I tilfælde af meget koncentrerede opløsninger er dette ikke længere sandt, og ekstreme pH-værdier kan observeres, som det vil blive specificeret senere.
Hydrering af H + -ionerBrønsted og Lowry gav en simpel definition af begreberne syre og base som henholdsvis en protondonor og acceptor . Andre forestillinger om surhed anvendes i ikke-protiske medier (medier, hvor den udskiftelige art ikke er protonen), såsom Lewis- teori :
Teori | Syre | Baseret | Ansøgningsdomæne |
Arrhenius | donor af H + | HO donor - | vand |
Brønsted | donor af H + | H + acceptor | protisk opløsningsmiddel |
Lewis | par acceptor e - | par donor e - | generelle tilfælde |
Eksempler:
PH varierer inden for det interval, der er defineret af opløsningsmidlets selvprotolysekonstant.
I vandig opløsning ved standardtemperatur og tryk (CNTP) indikerer en pH på 7,0 neutralitet, fordi vand, amfotert , naturligt adskiller sig til H + og HO - ioner i koncentrationer på 1,0 x 10 −7 mol L −1 . Denne dissociation kaldes autoprotolyse af vand:
Under normale betingelser for temperatur og tryk ( TPN ), den ioniske produkt af vand ([H + ] [HO - ]) er 1,0116 x 10 -14 , dermed p K e = 13,995 . Vi kan også definere pOH (-log a HO - ), så pH + pOH = p K e .
PH-værdien skal omdefineres - fra Nernst-ligningen - i tilfælde af ændringer i temperatur-, tryk- eller opløsningsmiddelbetingelser.
Den ioniske produkt af vand ([H + ] [HO - ]) varierer med tryk og temperatur: under 1013 hPa og ved 298 K ( TPN ), den ioniske produkt er 1,0116 x 10 -14 , d 'hvor p K e = 13,995 ; under 10 10 Pa og ved 799,85 ° C , s K e er kun 7,68: pH neutralt vand er derefter 3,84. Under en atmosfære på 1013 hPa (mættet vanddamptryk) har vi:
Derfor pOH varierer på samme måde og af samme grund: jo større fragmentering af vand ind proton H + (faktisk hydroniumion H 3 O +) og i HO - . At sige, at vand bliver "surere" er derfor bestemt sandt, men det er ikke mindre sandt, at det bliver på samme tid og af paritetshensyn "mere basisk". Ikke desto mindre er resultatet, at det bliver mere ætsende, et problem nøje undersøgt for varmevekslerne.
Det ioniske produkt af vand varierer efter følgende ligning:
hvor K e * = K e / (mol⋅kg −1 ) og d e * = d e / (g⋅cm −3 ).
Med:
Anvendelsesområde med formlen: T mellem 0 og 1000 ° C , P mellem 1 og 10.000 bar abs.
En anden formulering til beregning af p K e er IAPWS
I andre opløsningsmidler end vand er pH ikke en funktion af vandets dissociation. For eksempel er den neutrale pH i acetonitril 27 ( TPN ) og ikke 7,0.
PH er defineret i en ikke-vandig opløsning med hensyn til koncentrationen af solvatiserede protoner og ikke med hensyn til koncentrationen af ikke-dissocierede protoner. Faktisk er pH i en stærk og koncentreret syre ikke nødvendigvis lav i nogle opløsningsmidler med lav solvens. På den anden side forskydes pH-skalaen afhængigt af opløsningsmidlets egenskaber i forhold til vand. Således er svovlsyre i vand en stærk syre, mens det i ethanol er en svag syre. Arbejde i et ikke-vandigt medium gør beregningen af pH meget kompliceret.
En pH lavere end den for neutralitet (fx 5 til en vandig opløsning) indikerer en stigning i surhed , og en højere pH (f.eks 9 for en vandig opløsning) indikerer en stigning i alkalitet, dvs. Det er, basiciteten .
En syre vil sænke pH i en neutral eller basisk opløsning; en base vil øge pH-værdien i en sur eller neutral opløsning. Når pH i en opløsning ikke er særlig følsom over for syrer og baser, siges det at være en bufferopløsning (med pH); dette er tilfældet med blod, mælk eller havvand, der indeholder syrebasepar, der er i stand til at dæmpe svingninger i pH, såsom kuldioxid / hydrogencarbonat / carbonat, phosphorsyre / hydrogenphosphat / phosphat, syrebor / borat.
PH i en såkaldt fysiologisk opløsning er 7,41.
For høje ionkoncentrationer kan aktiviteten ikke længere assimileres med koncentrationen, og ionstyrken skal tages i betragtning, for eksempel takket være Debye-Hückel-teorien. PH-værdien for en decamolær opløsning af stærk syre er derfor ikke lig med -1, ligesom pH-værdien for en decamolær opløsning af stærk base ikke er lig med 15. Aggressiviteten af sådanne opløsninger og deres styrke med høj ionstyrke gør det vanskeligt at måle pH med de sædvanlige glaselektroder. Vi bruger derfor andre metoder baseret på farveindikatorer ( UV- eller NMR- spektroskopi ). For høje koncentrationer af H + kan vi analogt definere andre skalaer for surhedsmåling, såsom Hammett-skalaen H 0 .
I henhold til Nernsts lov oprettet ovenfor:
hvor X er den opløsning, hvis pH er ukendt, og S, referenceopløsningen; med ( RT ln10) / F = 59,159 V ved 298 K ( R er den ideelle gaskonstant, T , temperaturen og F , Faraday-konstanten).
Generelt måles pH elektrokemisk med en pH-meter , en enhed, der omfatter en speciel kombineret elektrode , kaldet en glaselektrode , eller to separate elektroder. Referenceelektroden er normalt den mættede calomel-elektrode ( SCE ).
Der er mange måder at måle surhed på, pH-indikatorer bruges ofte .
Ved 25 ° C p K e = 14.
Dette forhold er ikke gyldigt for koncentrationer mindre end 1 × 10 −7 mol l −1 og bør kun gælde med koncentrationer større end 1 × 10 −5 mol l −1 . Dens anvendelse på en opløsning fortyndet ved 10-8 giver faktisk pH = 8 , hvilket er absurd, da opløsningen er sur og ikke basisk (pH i en sådan opløsning er 6,98).
I tilfælde af en monosyre pH beregnes ved at løse følgende tredje grad ligning: (H + ) 3 + K a (H + ) 2 - (H + ) [ K e + K a C a ] - K a · K e = 0 .
I det begrænsende tilfælde bliver den foregående ligning, hvorfra vi udleder det . Når , .
Dette forhold er underlagt de samme bemærkninger som tilfældet med en stærk syre.
Denne formel er meget omtrentlig, især hvis de anvendte syrer eller baser er svage og bør bruges med stor forsigtighed.
I relativt svagt koncentrerede opløsninger (vi siger "fortyndet opløsning"), er surheden målt ved koncentrationen af hydronium (oxonium-) eller [H 3 O + -ioner], Fordi H + -ioner associerer med [H 2 O]. Imidlertid modvirkes denne effekt delvist ved høje koncentrationer af aktivitetskoefficienterne, som kollapser ved høje koncentrationer. Ikke desto mindre er det muligt at opnå negative pH-værdier, herunder i forbindelse med minedrift følgevirkninger i tilfælde af ekstrem sur dræning af miner .
0-14-skalaen for pH er en konventionel grænse. Således har en koncentreret 37 % m saltsyreopløsning en pH på ca. -1,1, mens en mættet opløsning af natriumhydroxid har en pH på ca. 15,0.
Produkter, der er mere sure end 100% svovlsyre, kaldes supersyrer . Disse anvendes almindeligvis, især som katalysatorer til isomerisering og krakning af alkaner .
Jordens pH er resultatet af jordens sammensætning (kalksten, nåletræ osv. ) Og af hvad den modtager (regn, gødning osv. ). Det har en indflydelse på en plantes assimilering af næringsstoffer og sporstoffer .
Hortensia blomster i sur jord.
Hortensiablomster i alkalisk jord.